- •Предмет, задачи, методы аналитической химии. Области применения химического анализа.
- •Основные этапы развития аналитической химии.
- •Основные классы неорганических соединений: оксиды, классификация, физ. И хим. Св-ва, получение.
- •II. Физические свойства.
- •III. Химические свойства оксидов.
- •IV. Получение оксидов.
- •IV. Получение.
- •5.Основные классы неорганических соединений: соли, классификация, физ. И хим. Св-ва, получение.
- •I. Физические свойства:
- •II. Химические свойства.
- •III. Способы получения солей.
- •6.Основные классы неорганических соединений: основания, классификация, физ. И хим. Св-ва, получение
- •II. Химические свойства.
- •7.Теория электролитической диссоциации. Основные положения теории электролитической диссоциации. Механизмы диссоциации электролитов.
- •8.Степень диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Константа химического равновесия.
- •9.Кислоты, основания, соли с точки зрения электролитической диссоциации. Диссоциация кислот, оснований, солей в водных растворах.
- •10.Химические реакции между электролитами. Ионные уравнения.
- •1) Образование труднорастворимых соединений
- •2) Образование летучих веществ
- •3) Образование малодиссоцированного соединения
- •11.Основные положения качественного анализа. Аналитические реакции: специфические, избирательные и групповые. Внешний эффект.
- •12.Требования предъявляемые к аналитическим реакциям. Чувствительность и специфичность аналитических реакций.
- •13.Основные положения качественного анализа. Условия проведения аналитических реакций. Обнаружение ионов в смеси: дробный и систематический анализ.
- •14.Основные положения качественного анализа. Реактивы: специфические, избирательные, групповые. Требования к химическим реактивам в аналитической химии.
- •15.Основные положения качественного анализа. Способы проведения аналитических реакций.
- •2. Пирохимические реакции – реакции окрашивания пламени.
- •16. Аналитическая классификация ионов. Принцип деления ионов на группы в аналитических классификациях каионов и анионов.
- •17. Кислотно-основная классификация катионов. Принцип деления на группы, групповые рективы, характеристика осадков.
- •18. Общая характеристика анионов и их классификация. Принцип деления на группы, групповые реактивы.
- •19. Кислотно-основное равновесие в водных растворах. Автопротолиз воды. Константа автопротолиза воды.
- •1. Кислотно-основное равновесие воды.
- •2. Автопротолиз воды.
- •20. Характеристика кислотности растворов. Водородный показатель (рН). Индикаторы.
- •21.Буферные растворы. Буферная емкость. Механизм действия буферных растворов. Применение их в анализе. Роль буферных растворов в процессах жизнедеятельности.
- •22.Гидролиз солей. Типы гидролиза. Степень гидролиза.
- •23.Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой.
- •24.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой.
- •25.Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой.
- •26.Основные положения электронной теории овр. Важнейшие окислители и восстановители.
- •2. Важнейшие окислители и восстановители.
- •27.Окислительно-восстановительные потенциалы. Направление окислительно-восстановительных реакций. Применение реакций окисления-восстановления в химическом анализе.
- •28. Понятие о растворах. Дисперсные системы. Истинные растворы. Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы.
- •29. Процесс растворения с физической и химической точки зрения. Растворимость. Факторы влияющие на растворимость веществ. Молярная растворимость и массовая растворимость.
- •1) Влияние концентрации растворов.
- •2) Влияние количества осадителя.
- •31. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Факторы влияющие на образование и растворение осадков.
- •1) Влияние концентрации растворов.
- •2) Влияние количества осадителя.
- •33.Классификация и номенклатура комплексных солей.
- •4. Классификация комплексных соединений.
- •34. Диссоциация комплексных соединений. Константа нестойкости и устойчивости комплексных соединений.
- •6. Реакция сухим путем.
- •52. Анионы I аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции сульфат иона so 42- .Выполнение реакций.
- •53. Анионы I аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции сульфит иона so 32- .Выполнение реакций.
- •Реакции сульфит-иона s032-
- •54. Анионы I аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции фосфат иона po 43- .Выполнение реакций.
- •Реакции фосфат-иона po43-
- •55. Анионы I аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции карбонат иона сo 32- .Выполнение реакций.
- •Реакции карбонат-иона с032-
- •2.Кислоты разлагают все карбонаты с бурным выделением оксида углерода (IV):
- •56. Анионы I аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции оксалат иона с2 о42- .Выполнение реакций.
- •Реакции оксалат-ионов с2042-
- •57. Анионы II аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции хлорид иона cl - .Выполнение реакций.
- •Реакции хлорид-иона Сl-
- •58. Анионы II аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции бромид иона Вг - .Выполнение реакций.
- •Реакции бромид-иона Br
- •59. Анионы II аналитической группы. Действие группового реактива. Частные реакции йодид иона I- .Выполнение реакций.
- •Реакции иодид-иона I-
- •60. Анионы III аналитической группы. Частные реакции нитрит иона no 2 - .Выполнение реакций.
- •Реакции нитрит-иона n02
- •61. Анионы III аналитической группы. Частные реакции нитрат иона no 3 - .Выполнение реакций.
- •Реакции нитрат-иона n03-
- •62. Анионы III аналитической группы. Частные реакции ацетат иона ch 3 соо - .Выполнение реакций.
- •Реакции ацетат-иона сн3соо-
2) Влияние количества осадителя.
На полноту осаждения определяемых ионов оказывает влияние количество осадителя. Добавление избытка осадителя повышает в растворе концентрацию ионов, поэтому осадок выпадает быстрее и полнее (ИП≥ПР).
Однако большого избытка осадителя следует избегать, так как некоторые осадки растворяются в избытке осадителя. Например, едкие щелочи с солями алюминия образуют белый осадок гидроксида алюминия:
AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3↓ + 3KCl
Вследствие амфотерного характера гидроксида алюминия осадок растворяется в разбавленных растворах кислот и избытке щелочи.
3) Влияние одноименного иона.
Влияние одноименного иона понижает растворимость малорастворимых электролитов. Если к ненасыщенному раствору BaSO4 понемногу прибавлять раствор Na2SO4, то ионное произведение, которое было сначала меньше ПР(BaSO4) =1,05 ∙10-5, постепенно достигнет ПР и превысит его. Начнется выпадение осадка.
4) Влияние температуры.
ПР является постоянной величиной при постоянной температуре. С увеличением температуры ПР большинства малорастворимых соединений возрастает, поэтому осаждение лучше проводить из охлажденных растворов. Растворимость соединений кальция, магния, лития и др. при повышении температуры уменьшается.
5) Влияние рН раствора.
На полноту осаждения многих осадков влияет среда раствора. Например, практически полное осаждение ионов натрия качественным реактивом K[Sb(OH)6], происходит при определенном рН=7. При рН меньше 7 выпадает другой осадок, который ошибочно можно принять за осадок катиона Na+.
30. Выражение количественного состава растворов с помощью концентрации. Массовая доля растворенного вещества, объемная доля, молярная концентрация, нормальная концентрация, титр. Фактор эквивалентности.
Под концентрацией раствора понимают содержание растворённого вещества (в г или моль) в единице массы или объёма раствора или растворителя.
Различают приближённые и точные способы выражения концентраций. К приближённым относятся: К точным способам выражения концентрации относятся:
1) Массовая доля растворённого вещества ω(Х)
представляет собой отношение массы растворённого вещества (m(X)) к массе
раствора (m(p-p)); это безразмерная величина, выражаемая в долях единицы, в сотых долях или процентах (%), в тысячных долях или промилле (%о), в миллионных долях или в млн−1. Например, ω(Х) = 0,005 = 0,5% = 5 %о = 5000 млн−1.
В медицинской литературе массовую долю принято выражать в грамм-процентах (г%) (равнозначно процентам), миллиграмм-процентах (мг% или 10−3 г%) и в микрограмм-процентах (мкг% или 10−6 г%).
Таким образом, ω(Х) = 0,005 = 0,5% = 0,5 г% = 500 мг% = 500000 мкг%.
Например, 5%-ный раствор − это пятипроцентный раствор или раствор с массовой долей растворённого вещества, равной 5% или 0,05. Это обозначает, что в 100 г растворителя растворено 5 г вещества.
2) Объёмная доля ϕ(X) представляет собой отношение объёма компонента раствора (жидкости) V(X) к общему объёму раствора (смеси жидкостей) V(р-р). И эта безразмерная величина может выражаться как в долях единицы, так и в процентах.
3) Молярная концентрация С(Х) представляет собой отношение количества вещества компонента раствора n(X) к объёму раствора V(р-р); размерность − моль/л. Например,
0,1 М раствор означает децимолярный раствор или раствор с молярной концентрацией растворённого вещества, равной 0,1 моль/л.
4) Молярная концентрация эквивалента (или нормальная концентрация) количества вещества эквивалента в растворе n/f) к объёму раствора; размерность − моль/л.
Понятие «эквивалент вещества» связано с конкретной реакцией, в которой вещество участвует.
Молярная концентрация вещества эквивалента (нормальная концентрация) Сн выражается моль/дм3, моль/л, н. Например, раствор с молярной концентрацией вещества эквивалента Сн = 1 моль/дм3 может быть обозначен как 1 н, то есть 1 эквивалент растворенного вещества растворен в 1 дм3 объема растворителя.
0,1 н раствор – децинормальный, часто используемый в аналитических исследованиях; 0,01 н – сантинормальный; 0,001 н – милинормальный.
Эквивалент − это условная или реальная частица вещества, которая в данной кислотно-основной реакции эквивалентна одному иону водорода или одному электрону − в данной окислительно-восстановительной реакции.
А) Эквивалентная масса кислоты равна его молярной массе, деленной на основность кислоты или на число водородных ионов в формуле данной кислоты.
Пример, эквивалентная масса серной кислоты равна Э (H2SO4) = М (H2SO4)
2
Б) Эквивалентная масса основания равна его молярной массе, деленной на валентность металла или на число гидроксильных ионов в формуле основания.
Пример, эквивалентная масса гидроксида натрия равна: Э (NaOH) = М (NaOH)
1
В) Эквивалентная масса соли равна молярной массе, деленной на произведение валентности металла и числа его ионов.
Пример, эквивалентная масса сульфата натрия равна Э (Na2SO4) = М (Na2SO4)
1•2
5) Моляльность (моляльная концентрация) раствора представляет собой отношение количества растворённого вещества n(X) к массе растворителя m(р-тель); размерность
− моль/кг.
6) Титр (или массовая концентрация) Т(X) представляет собой отношение массы растворённого вещества к объёму раствора; размерность − г/мл.